Emperik noemperik hisoblash usullari

Foydalanilgan adabiyotlar:

1. 
   J.C.Cramer, Essentials ofcomputational chemistry. Theories and Models. Second Edition. John Wiley.2004.
   
2. 
   A.G.Eshimbetov, A.X.Xayitboyev, S.A.Maulyanov, H.S.Toshev. Kompyuter kimyosi. O’zMU. 2015. 112 b.
   
3. 
   Кларк Т. Компьютерная химия, М., Мир, 1990.
   

Ma’ruza 3 Birikmalarning elektron tuzilishini ifodalovchi eksperimental va nazariy parametrlar.

Reja:
1.Kimyoviy bog’ uzunliklari
2. Kovalent bog‘lanish. Lyuis nazariyasi
3. Ion bog’, molekulalar aro ta’sir, kooordinatsion bog’lar

Kimyoviy bog‘lanish haqida tushuncha X1X asrning boshlarida molekulani hosil bo‘lishi kimyoviy bog‘lanish tabiatini o‘rganish olimlar oldida turgan asosiy muammolardan biri edi. 1807 yili ingliz fizigi G.Devi atomlarni o‘zaro birikib molekulani hosil qilishida elektrokimyo nazariyasini yaratdi. Keyinchalik bu nazariya 1812-1818 yillarda I.Ya.Berceilus tomonidan rivojlantiriladi. Ular quyidagicha tushuntirishadi. Hamma atomlarda 2 ta qutb bor + va – qutb. Ba’zi atomlarda + qutb kuchliroq bo‘lsa, ba’zi atomlarda –qutb kuchliroq bo‘ladi. Shu qutblarning o‘zaro tortishish evaziga birikadi deb qaraydi. Ba’zan shu qutblarda to‘liq neytrallanmagan molekulalar ham bo‘lish mumkin (H2, O2 molekulasiin tushuntura olmadi). 1852 yili buyuk ingliz olimi Frankled metalorganik birikmalarni o‘rganib, shuni sezdiki: har bir metal faqat ma’lum sonda karbon radikalini biriktira olishi mumkin.

Masalan, RNa R2Mg. Buni tushuntirishda « Atomlik» termini kiritiladi. Uning fikricha atomlik ayni element atomining ma’lum sonini biriktirib olish qobiliyatidir. Atomlik hozirgi tushunchada valentlikdir.
Valentlik lotincha bo‘lib, «qiymmat» deganidir. Bu qiymat o‘zgaruvchanmi yoki doimiymi degan fikrda olimlar katta ishlar qilishgan. Doimiy valentlik organik kimyoning rivojlanishida katta rol o‘ynagan, o‘zgaruvchan valentlik esa noorganik kimyoni rivojlanishida aloxida o‘rin to‘tadi. Yuqoridagi fikrlar kimyoviy bog‘lanish nazariyasini rivojlanishida aloxida o‘rin tutgan bo‘lsa ham, uni to‘liq tushuntirib bera olmadi. Hozirgi vaqtda kimyoviy bog‘lanish , molekulani hosil bo‘lishi kvant mexanikasi orqali tushuntiriladi. Kimyoviy birikmalar molekulasi hosil bo‘lishda atomlararo ta’sir etuvchi va ularni birgalikda ushlab turuvchi kuchga kimyoviy bog‘lanish deyiladi.
Kimyoviy bog‘lanish modda molekulasini hosil qiluvchi elementlarni elektromanfiyligiga bog‘liq ravishda bir necha turga bo‘linadi.
1916 yilda amerikalik fizik-kimyogari J.Lyuis va nemis olimi Kossel tomonidan kimyoviy bog‘lanish nazariyasi yaratildi.
Kovalent bog‘lanish. Lyuis nazariyasi
Atomlarning elektron juftlari orqali bog‘lanish kovalent bog‘lanish deyiladi. Bunday bog‘lanishni elektromanfiyligi o‘zaro teng yoki ozgina farq qiladigan element hosil qiladi. H2, Cl2, O2, N2, CH4 molekulalari orasidagi bog‘lanish kovalent bog‘lanish misol bo‘la oladi. Atomlar orasidagi kovalent bog‘lanish hosil bo‘lishi turlicha, ya’ni:
1)Elektronlarni umumlashtiruvini ko‘rsatish orqali, 2) energetik yacheykalar orqali 3) atomlar elektron bulutlarining bir-birini koplashi orqali tasvirlash mumkin. Masalan H2 molekulasini hosil bo‘lishi H(Z=1) 1s1 bo‘lgani uchun:
H+H(H:H
Vodorod xlorid malekulasining hosil bo‘lish N(Z=1) 1s1 va Cl (Z=17) 3s2 35

Har xil atomlardan tuzilgan molekulalarda (HCl, H2O, NH3) esa elektronlar jufti elektromanfiyligi katta bo‘lgan atom tomon bir oz siljigan bo‘ladi, masalan HCl molekulasida elektronlar jufti xlor atomi tomonga siljigan bo‘ladi, chunki xlor atomining nisbiy elektr manfiyligi (NEM) (283) vodorod atomiga karaganda (2,1) katta. Kovalent bog‘lanishni bunday turi qutbli kovalent bog‘lanish deb ataladi.

Kimyoviy bog‘lanish bog‘ning uzunligi, bog‘lanish energiyasi, tuyinganligi va yo‘naluvchanligi bilan har akterlanadi. Kimyoviy bog‘lanishning uzunligi molekuladagi atomlar yadrolari orasidagi masofa bilan o‘lchanadi. Bog‘lanish uzunligi qancha kichik bo‘lsa, kimyoviy bog‘lanish shuncha mustaxkam bo‘ladi. Kimyoviy bog‘ning mustaxkamligi asosan bog‘lanish energiyasiga bog‘liq. Kimyoviy bog‘lanish energiyasi molekuladagi bog‘lanishni batamom uzib tashlash uchun sarflanadigan energiyaga teng bo‘ladi va uning miqdori kj/mol bilan ifodalanadi.

Kovalent bog‘lanishning to‘yinganligi deganda atomdagi xech qanday bo‘sh valentliklar qolmaganligi tufayli boshqa qo‘shimcha bog‘lanish vujudga kela olmasligi tushuniladi, masalan: N2 va SN4 ga yana bitta vodorod atomi (N) birikishi natijasida N3 va SN5 hosil bo‘lishi mumkin emas. Bu hodisa kovalent bog‘lanishni to‘yinganligini bildiradi. Kovalent bog‘lanishni to‘yinganligi ayni element atomida bo‘ladigan juftlashmagan elektronlar soni bilan ham ifodalanadi. Shunga ko‘ra atomlar orasida kimyoviy bog‘lanishlar hosil bo‘lishga ishtirok yetadigan elektronlarga valent elektronlar deyiladi.

Kovalent bog‘lanish elektronlarni yo‘naluvchanligi bilan ham har akterlanadi. Agar valent elektronlar juftlashgan bo‘lsa, u holda Xund qoidasiga muvofik har -xil atomlar bir-biri bilan birikishi natijasida ajraladigan energiya xisobiga juft elektronlar yakkalanib bo‘sh yacheykalarni to‘ldiradi. Natijada atom ko‘cha olgan holatda o‘tadi.

Masalan: Mg, Al va x.zo.

Ion bog‘lanish.

Ionlar orasidagi kimyoviy bog‘lanish ion bog‘lanishi deb ataladi. Ion bog‘lanish karama-qarshi zaryadlangan ionlarning bir-biriga elektrostatik kuchlar vositasida tortilishi natijasida hosil bo‘ladi. Ion bog‘lanish NEM lari bir-biridan keskin farqlanuvchi elementlar, masalan 1 va 11 gruppa metallari bilan tipik metallarmaslar- galogenlarning birikishidan vujudga keladi. Bu holda tugallangan energetik pogona hosil qilish uchun NEM ligi kichik bo‘lgan metall atomi elektron berib musbat zaryadli ionga, NEM ligi katta bo‘lgan metallmas atomi esa elektron biriktirib manfiy zaryadli ionga aylanadi. Masalan, NaCl molekulasi hosil bo‘lishida Na atomining NEM ligi 1,01 ga, Cl atominiki esa 2,83 ga teng bo‘lgani uchun, avval natriy atomi o‘zini sirtqi energetik pogonasidan yagona elektronni berib Na+ ga, xlor atomi esa bitta elektron biriktirib Cl- ga aylanadi. So‘ngra Na+ va Cl- ionlarning bir-biriga elektrostatik kuch orqali tortilish natijasida Na+Cl- molekulasi hosil bo‘ladi:

Na(-e-= Na+ Cl0+e-=Cl- ; Na++Cl-= Na+Cl- (NaCl)
Ion bog‘lanishni juda kuchli qutblangan kovalent bog‘lanish deb qarash mumkin. Bunda umumiy elektronlar jufti NEM ligi katta bo‘lgan element atomiga (NaCl da Cl ga) tegishli bo‘lib qoladi

Na+ Cl= Na+ Cl-

Umuman qutbli bog‘lanish bilan ion bog‘lanishlarning vujudga kelish mexanizmi orasida keskin chegara yo‘q. Ular faqat umumiy elektron juftlarining qutblanuvchanlik darajasi bilan farqlanadi. Shunga ko‘ra qutbli bog‘lanish muayyan sharoitda ionli bog‘lanishga aylanishi, ya’ni umumiy elektronlar jufti NEM ligi katta bo‘lgan atomga batamom siljishi mumkin, masalan: HCl suvda eriganda umumiy elektronlar jufti Cl atomiga butunlay siljib, natijada H+ va Cl- ionlari hosil bo‘ladi .

Koordinatsion bog‘lanish

Kovalent bog‘lanishni o‘zaro biriktiruvchi atomlardagi faqat birining elektron juftlari vujudga keltirish ham mumkin, masalan ammoniy NH +4 ionining hosil bo‘lishini ko‘raylik:

NH3+H+(NH+4 Ammiak molekulasida azot bo‘sh elektron juftigi ega.

Vodorod ionida esa 19 orbital-energetik yacheyka bo‘sh N+1NH3 bilan N+ o‘zaro birikishida azotdagi bir juft elektron azot va vodorod atomlari uchun umumiy bo‘lib qoladi, natijada tarkibida turtta juft elektron bo‘shab NH+4 ioni hosil bo‘ladi.
Kimyoviy bog‘lanish vujudga kelishi uchun, o‘zining elektron juftini beradigan atom yoki ion donor, bu elektron juftni o‘zini bo‘sh orbitalarini to‘ldirish uchun foydalangan atom yoki ion akceptor deyiladi. Shuning uchun ham bunday bog‘lanishni donor-akceptor yoki koordinacion bog‘lanish deyiladi.

Vodorod bog‘lanish.

Molekulasi tarkibida vodoroddan boshqa ftor, kislorod, azot singari kuchli elementlar bo‘lgan birikmalarda, masalan HF, H2’, NH3 larda umumiy elektron juft vodoroddan elektromanfiy element tomonga ko‘prok siljigan bo‘ladi. Shuning uchun vodorod atomi bu elementlar bilan asosiy bog‘lanish hosil qilishdan tashkari boshqa molekuladagi element bilan ham qo‘shimcha bog‘lanish vujudga keladi. Shu kushimcha kimyoviy bog‘lanish vodorod bog‘lanish deyiladi va u nuqtalar bilan ko‘rsatiladi:

H-O … H-O H-F… H-F

H H
(H2O)2 (HF)2

Vodorod bog‘lanishning energiyasi oddiy kimyoviy bog‘lanishning bog‘lanish energiyasidan taxminan 10 marta kichik bo‘ladi (21-29 kj(mol).

Molekulalararo kuchlar

Molekulalar elektroneytral yoki to‘yingan bo‘lsada ularning bir-biriga yaqinlashtirilganda molekulalar orasida tortishish kuchlari vu-judga keladi. Molekulalar orasida bunday kuchlarni molekulalararo yoki Van-der-Vals kuchlar deyiladi.

Molekullararo-Van-der-Vals kuchlari uch xil: orientacion, indukcion va dispersion kuchlar ko‘rinishida bo‘ladi

1.Orientacion kuchlar faqat qutbli molekulalar orasida yuzaga chiqadi. Qutbli molekulalar o‘zaro yaqinlashtirilganda ularning bir xil ishorali qutblari bir-biridan qochadi, qarama-qarshi ishoralilari esa bir-biriga tortiladi. Natijada qutbli molekulalar fazoda ma’lum tartibda joylashadi, orientaciyalanadi. Orientacion effekt katta dipol momentga ega bo‘lgan molekulalarda (NH3, H2O va hokazolarda ) kuchli namoyon bo‘lib, dipol momenti kichik moddalarda kuchsiz bo‘ladi.

2.Indukcion kuchlar qutbli va qutbsiz molekulalar o‘zaro yaqinlashganda hosil bo‘ladi, chunki qutbli molekulalarga qutbsiz molekula yaqinlashganda qutbsiz molekula qutblanadi; uning qutbli molekulaga yaqin qismida karama-qarshi, uzoq qismida bir xil ishorali zaryadlar hosil bo‘ladi. Natijada qutbsiz molekula indukcion dipolga ayla-nadi. Ular orasida o‘zaro tortishish ruyobga chiqadi.

3. Dispersion kuchlar. Molekula dinamik sistemadir, unda elektronlar har doim har akatda va yadro tebranishda bo‘ladi, shuning uchun zaryadning hamma vaqt teng taqsimlanishi mumkin emas. Masalan, Sl2 molekulasi qutbsiz molekuladir. Uning dipol momenti nolga teng. Lekin har bir onda zaryadning xlor atomlaridan biriga siljishi va bi-ror onli mikrodipol hosil bo‘lishi mumkin. Atomda yoki molekulada elektron holatining o‘zgarishi juda tez; sekundiga 10-16 marta sodir bo‘ladi. Oniy dipol qo‘shni molekula bilan tortishishi mumkin. Bu kuchlar dispersion kuchlar deyiladi. Bu kuchlar faqat molekulalar orasidagina bo‘lmay balki atomlar orasida ham sodir bo‘ladi. Dispersion ta’sirlanishsiz suyuq holatda qutbsiz molekulalarni olib bo‘lmaydi. Molekulalararo kuchlar faqat tortishish kuchlari ekanligini alohida ta’kidlab o‘tamiz. Ular kimyoviy kuchlar ta’siridan prinsipal farq qiladi (chunki kimyoviy ta’sir kuchlarida tortishish hamda itarish kuchlari mavjud) molekulalararo kuchlarining energiyasi 1,67-17,55 J/mol bilan ifodalanadi.